Teoria reazioni chimiche

Indice capitolo 10

1. Introduzione alle reazioni chimiche
2. Acidi e basi (Arrhenius)
3. Formule di struttura degli ossiacidi
4. Forza degli ossiacidi
5. Acidi e basi (Brønsted-Lowry)
6. Acidi e basi (Lewis)
7. Prodotti delle reazioni tra acidi e basi
8. Reazioni spostate completamente verso destra (irreversibili)
9. Ossidanti e riducenti
10. Bilanciamento delle ossidoriduzioni
    1. Metodo: Schematco
    2. Ionico-elettronico
11. Potenziali redox e reazioni di ossidoriduzione
12. Equivalenti e peso equivalente

Indice capitolo 1

1. Introduzione alle reazioni chimiche
2. Acidi e basi (Arrhenius)
3. Formule di struttura degli ossiacidi
4. Forza degli ossiacidi
5. Acidi e basi (Brønsted-Lowry)
6. Acidi e basi (Lewis)
7. Prodotti delle reazioni tra acidi e basi
8. Reazioni spostate completamente verso destra (irreversibili)
9. Ossidanti e riducenti
10. Bilanciamento delle ossidoriduzioni (metodo: ionico-elettronico)
11. Potenziali redox e reazioni di ossidoriduzione
12. Equivalenti e peso equivalente

Introduzione alle reazioni chimiche

Le reazioni chimiche sono quei processi che permettono di ottenere dei prodotti in seguito alla reazione di due o più reagenti. A + B → C + D_{Reagenti Prodotti}

Bilanciamento = è quel procedimento che permette, tramite l'utilizzo di coefficienti stechiometrici, di far sì che sia rispettata la legge della conservazione delle masse di Lavoisier.

Coefficienti stechiometrici = indici che indicano il numero di atomi dei singoli reagenti o prodotti, il cui compito è quello di bilanciare la reazione. a A + b B → c C + d D

Reazioni reversibili ed equilibrio chimico

Si ha quando il processo di reazione non porta al consumo di tutta la quantità di almeno uno dei reagenti.

a A_(s) + b B_(aq) ⇌ c C_(l) + d D_(g)

IMPO: Due o più reagenti le cui quantità stanno tra di loro in un rapporto uguale a quello espresso dai loro coefficienti stechiometrici, si dice che sono in rapporto stechiometrico. Se la reazione è completamente spostata verso destra essi reagiscono totalmente entrambi. Se invece le quantità sono in rapporto differente da quello dei coefficienti stechiometrici, una sarà in difetto rispetto all'altra che risulterà essere in eccesso. Il reagente in difetto reagisce completamente nel sistema. Per ottenere le quantità dei prodotti si deve considerare la quantità del reagente in difetto e ragionare su quella.

Tipi di reazioni chimiche

• Acido-Base
• Ossidoredox

Acido-Base: ogni elemento presenta lo stesso stato di ossidazione che aveva nei prodotti.

Ossidoredox: lo stato di ossidazione varia.

Acidi e basi (definizione di Arrhenius)

• Acido: tutte le specie chimiche che in soluzione cedono ioni H⁺
• Base: tutte le specie che in soluzione cedono ioni OH^-

Lo ione H⁺ che l'acido manda in soluzione è un protone, nucleo dell'atomo di idrogeno. La sua notevole densità di carica positiva non gli consente di rimanere nudo in acqua, perciò si lega alle molecole di acqua tramite legame dativo. In definitiva si osserva H₃O⁺ (anche se quasi sempre si indica con H⁺).

Elettroliti: sono le soluzioni acquose di acidi, basi o di un sale che presentano ioni prodotti dalla loro dissociazione che, se sottoposti ad una differenza di potenziale, potrebbero condurre corrente (subire elettrolisi).

Forze degli elettroliti

Gli elettroliti possono essere:

1. Forti, se completamente dissociati in soluzione.
2. Deboli, dissociazione parziale.

I Sali sono elettroliti forti, le basi e gli acidi possono essere forti o deboli.

Elettroliti forti

• Acidi (idracidi): HCl HNO₃ HClO₄
• Basi (idrossidi - metalli alcalini): KOH NaOH CaOH

Elettroliti deboli

• Acidi: acido acetico CH₃COOH HF HNO₂
• Basi: Ammoniaca NH₃ NR₂

Formule di struttura degli ossiacidi

Indicano, prescindendo dalla posizione spaziale, come sono legati tra di loro gli atomi di ciascun elemento della molecola.

Ossiacidi: Atomo centrale legato a tanti ossidril OH quanti sono gli atomi di idrogeno presenti nella molecola e con legami doppi i rimanenti atomi di ossigeno.

(Esempi pag. 203, 204, 205.)

Forza degli ossiacidi

Le proprietà dei composti di uno stesso elemento variano in funzione del proprio stato di ossidazione (Il manganese si comporta da base quando il N.O. è basso ed è acido quando il N.O. è alto).

La forza di un generico ossiacido è tanto maggiore quanto maggiore è il rapporto ^m/_n. X_m(OH)_n dove: X = atomo centrale O = atomi di ossigeno legati a X con doppio legame OH = ossidrili legati con legame singolo a X.

Eccezioni:

• Acido fosforoso (triprotico) H₃PO₃
• Acido ipofosforoso (monoprotico) H₃PO₂

Acidi e basi (definizione di Brønsted-Lowry)

Acido = è una specie che, durante una reazione, dona un protone ad un'altra.

Base = è una specie che nella stessa reazione accetta il protone donato dall'acido.

Forza di un acido = misura della tendenza di un acido a cedere un protone. Tale forza dipende dalla base (dalla sua disponibilità ad accettare il protone).

Anfotero = sostanza che si comporta da base in reazione con gli acidi e da acido in reazione con le basi (H₂O).

Acido e basi (definizione di Lewis)

Acido = è una specie che in una reazione accetta un doppietto di elettroni.

Base = è una specie che in una reazione dona un doppietto di elettroni.

Prodotti delle reazioni tra acidi e basi

Nella reazione tra un acido AH e una base BOH entrambi monovalenti, l'unico atomo di idrogeno si lega con l'unico ossidrile della seconda e il prodotto che si ottiene è sempre e solo il sale neutro.

Acido n-valente + base monovalente: H_nA + BOH danno:

• A_(n-1): Sali acidi ottenibili dalla progressiva, parziale sostituzione dei primi (n-1) atomi di idrogeno H⁺ acidi con il catione B⁺ della base
• B⁺: un sale neutro AB

Acido n-valente + base m-valente: H_nA + B(OH)_m danno:

• A_(m-1): sali acidi
• H⁺ + B⁺: sali basici

Acido monovalente + base m-valente danno:

• A_(m-1): sali basici
• B⁺: un sale neutro

Preparazione di un sale

• Acido + Idrossido ⟶ Sale + Acqua
• Acido + Ossido ⟶ Sale + Acqua
• Anidride + Idrossido ⟶ Sale + Acqua
• Anidride + Ossido ⟶ Sale

Reazioni completamente spostate verso destra (irreversibili)

Sono le reazioni in cui i reagenti si trasformano completamente in prodotti anche quando si ha una reazione di equilibrio in cui la quantità del reagente in eccesso è trascurabile. Una reazione tra elettroliti è completamente spostata a destra se si forma un prodotto poco solubile, un composto volatile, un elettrolita debole o un complesso di metallo di transizione.

OSS: Molto spesso due stessi reagenti che si combinano con rapporti stechiometrici diversi danno composti diversi.

Ossidanti e riducenti

In una reazione di ossidoriduzione l'ossidante acquista elettroni si riduce (n.o. più piccolo) ed il riducente cede elettroni si ossida (n.o. più grande).

Bilanciamento delle ossidoriduzioni

1. Calcolare il numero di elettroni coinvolti da dove varia lo stato di ossidazione.
2. Trova il minimo comune multiplo tra gli elettroni ceduti e quelli acquisiti per ottenere il numero di elettroni totale coinvolti.
3. Dividere il minimo comune multiplo per numero di elettroni scambiati in ciascuna coppia.
4. Applica uno dei 2 metodi.

Metodo schematco

Si scrivono le semireazioni.

Si calcola il m.c.m. degli elettroni scambiati.

Si divide il m.c.m. per gli elettroni scambiati in ciascuna coppia.

Si assegnano i coefficienti stechiometrici alle specie di cui varia il n.o.

Si completa la reazione con i coefficienti delle altre specie.

Metodo ionico-elettronico

Si scrivono le semireazioni.

Si bilanciano le cariche negative scambiando gli elettroni nelle semireazioni (H⁺ ambiente acido), (OH⁻ ambiente basico).

--- Esempi ---

Metodo schematco

2KNO₃ + Mn_IVO₂ + K₂CO₃ → NO + K₂Mn₃O₄ + CO₂

3e x 2 2e x 3

Identificare tutti gli stati di ossidazione degli elementi coinvolti, in particolare quelli che stanno cambiando (in questo caso quelli in N e Mn).

Collegare ossidato con la sua forma ridotta e ridotto con la forma ossidata.

3e + 2e = 4e, cede 2e

Metodo schematico

2KNO₃ + 3Mn_IVO₂ + 2K₂CO₃ → 2NO + 3K₂Mn_IIIO₄ + CO₂

Si bilanciano quelle che si riduce e quello che si ossida.

Si bilancia il potassio.

5e x 1 1e x 5

Ambiente di reazione

BASICO

Bilancio di carica: Somma tra cariche reagenti = somma tra cariche prodotti

8H⁺ + MnO₄^- + 5Fe²⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 9 + 17

Bilancio di massa

8H⁺ + MnO₄^- + 5Fe²⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O

Importante: Metodo strebbole Migliorando dei casi possiamo bilanciare Aggiungendo molecole di H₂O

Esempio

Metodo stebbillatico: Ione diventato → Ione ossidato → Ione stamido → Cr₂O₇^2- + 3Sn_(s) →→ 2Cr₂O³⁺ + 3Sn_(s)

Bilancio di carica: 14H⁺ + Cr₂O₇^2- + 3Sn²⁺ → 2Cr³⁺ + 3Sn⁴⁺ + 6 + 18

Bilancio di massa: 14H⁺ + Cr₂O₇^2- + 3Sn²⁺ → 2Cr³⁺ + 3Sn⁴⁺ + 7H₂O

Metodo ionico-elettronico

1. IDENTIFICARE GLI STATI CHE CAMBIANO SCRIVERE E BILANCIARE SEPARATAMENTE UNA SEMIREAZIONE DI RIDUZIONE E UNA DI OSSIDAZIONE UTILIZZANDO LE TECNICHE ELEMENTARMENTE CONNESSE NELLA REDOX.

_VI Cr₂O₇^2- + 5e^- → Cr³⁺ + Sn₄₊

14H⁺ + Cr₂O₇^2- + 6e^- → 2Cr³⁺ + 7H₂O

Sn²⁺ → Sn₄₊ + 2e^-

QUINDI ABBIAMO IL BILANCIAMENTO DELLE 2 SEMIREAZIONI:

14H⁺ + Cr₂O₇^2- + 6e^- → 2Cr³⁺ + 7H₂O

3Sn²⁺ → 3Sn₄₊ + 3e^-

3. SOMMARE MEMBRO A MEMBRO LE 2 SEMIREAZIONI, SEMPLIFICANDO EVENTUALI TERMINI UGUALI

14H⁺ + Cr₂O₇^2- + 6e^- + 3Sn²⁺ → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3Sn₄₊ + 8e^-

14H⁺ + Cr₂O₇^2- + 3Sn²⁺ → 2Cr³⁺ + 3Sn₄₊ + H₂O

IMPORTANTE: Reazione posta in forma ionica - utilizzare tutti e due i metodi. Reazione non posta in forma ionica - utilizzare il metodo stechiometrico.

Esempio

Ione cromato + disolfuro ferroso --- ambiente basico ---

Cr₂O₇^2- + FeS₂ → Cr(OH)₃ + Fe(OH)₃ + SO₃

Metodo ionico-elettronico

+14H₂O Cr₂O₇^2- + 3e - → Cr(OH)₃ + 5OH^-

FeS₂ + 15OH^- → Fe(OH)₃ + 2SO₃ + e^- + 10e^- + 6H₂O

COEFFICIENTI MOLTIPLICATIVI:

x 11 x 3

SOMMIAMO MEMBRO A MEMBRO

14H₂O + 11Cr₂O₇^2- + 33e^- → 11Cr(OH)₃ + 55OH^-

3FeS₂ + 45OH^- → 3Fe(OH)₃ + 6SO₃ + 33e^- + 18H₂O

SEMPLIFICATO DIVENTA:

11Cr₂O₇^2- + 26H₂O + 3FeS₂ → 11Cr(OH)₃ + 3Fe(OH)₃ + 6SO₃ + 10OH^-

Metodo schematico (nostramo)

Cr₂O₇^2- + FeS₂ → Cr(OH)₃ + Fe(OH)₃ + SO₃

Esempio

Ionio Permanganato Ione Tetramanto Diossido di Manganese ioni solfato

_H2O₂ + 5e^-

Metodo ionico-electronico

2H₂O + 2MnO_4^- - 6e^- -> 2MnO₂ + 8OH^-

S₂O_8^2- + 12OH^- -> 4SO_3^2- + 6e^- + 6H₂O

x 2 x 14H₂O + 2MnO_4^- + S₂O_8^2- + 6OH^- -> 2MnO₂ + 4SO_3^2- + 6H₂O + 8OH^-

Semplificata

2MnO_4^- + S₂O_8^2- + 4OH^- -> 2MnO₂ + 4SO_3^2- + 2H₂O

KPO ₄ Metafosfato di Potassio

Peso 255 MNO ₄ 4MnBr₂ + 34KBrO₃ + 8KBrO₃ + 17Bi₂(SO₃^3-)₃ + 4K₂SO₄ + H₂O

4MnBr₂ + 34KBrO₃ + 6H₂SO₄ -> 4MnO_4^- + 8KBrO₃ + 17Bi₂(SO₃^3-) + 11K₂SO₄ + 12H₂O